ЕГЭ по химии
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии по теме

Слайд 1

Готовимся к ЕГЭ Тема «Окислительно- восстановительные реакции»

Слайд 2

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют - ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ. В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.

Слайд 3

Основные положения теории ОВР 1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Al 0 - 3e - = Al +3 Fe 2+ - e - = Fe +3 H 2 0 - 2 e - = 2H + 2Cl - - 2e - = Cl 2 0 При окислении степень окисления повышается. 2 . Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. S + 2 е - = S -2 С l 2 + 2е - = 2С l - Fe +3 + e - = Fe +2 При восстановлении степень окисления понижается .

Слайд 4

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются. Так как ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. Запомните: окислитель восстанавливается, восстановитель окисляется!

Слайд 5

Распознавание окислителя и восстановителя +4 -2 +1 -2 0 SO 2 + 2H 2 S → 3S + 2H 2 O +4 SO 2 + 4 окислитель + 3 + 2 + 1 0 -1 -2 -2 H 2 S восстановитель

Слайд 6

Степень окисления Степень окисления атомов элементов простых веществ равна нулю Сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю Сумма всех степеней окисления атомов в ионе равна значению заряда иона Отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность Максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева. Фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления -1 Степень окисления водорода в соединениях +1, кроме гидридов, Si Н 4 Mg º, Cl 2 º, O 2 º +1 -1 -1 HCl, Si Н 4 , NaH +1 +6 -2 H 2 SO 4 2(+1) +6+4(-2)=0 +6 -2 SO 4 6+4(-2)=-2 -2 -1 --1 H 2 S, Si Н 4 , OF 2 +7 +5 HClO 4 , Н 3 РО 4 -1 -1 -1 HF, OF 2 , NF 3

Слайд 7

-2 -1 +2 H 2 O, Н 2 О 2 , OF 2 Металлы I А подгруппы, во всех соединениях имеют степень окисления +1 Металлы II А подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления + 2 Степень окисления кислорода в соединениях -2, кроме пероксидов и соединений с фтором Степень окисления Заряд иона

Слайд 8

Важнейшие окислители и восстановители Атом элемента в своей положительной высшей степени окисления проявляет только окислительные свойства (только восстанавливается), Атом в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и проявляет только восстановительные свойства (только окисляется). Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Рассмотрим на примере азота : -3 0 +2 +3 +4 +5 NH 3 N 2 NO HNO 2 NO 2 HNO 3 только окислитель – восстановитель только восстановитель окислитель

Слайд 9

Важнейшие окислители. 1. Все неметаллы по отношению к простым веществам (к металлам, к неметаллам с меньшей электроотрицательностью) являются окислителями. Из них наиболее сильными окислителями являются галогены, кислород, озон (они могут окислять и сложные вещества): 2. Кислоты-окислители за счет аниона. Это концентрированная серная кислота и азотная кислота в любом виде. Они окисляют почти все металлы и такие неметаллы, как углерод, фосфор, серу, и многие сложные вещества. Возможные продукты восстановления этих кислот: H 2 SO 4  SO 2  S  H 2 S HNO 3  NO 2  NO  N 2 O  N 2  NH 3 (NH 4 NO 3 ) При взаимодействии с металлами получаются три вещества: соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты, активности металла и температуры.

Слайд 10

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот NO 2 NO N 2 O N 2 NH 4 NO 3 Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота Неактив-ные металлы (правее железа) + разб. кислота Активные металлы (щелочные, щелочноземель-ные, цинк) + конц. кислота Активные металлы (щелочные, щелочноземель-ные, цинк) + кислота среднего разбавления Активные металлы (щелочные, щелочноземель-ные, цинк) + очень разб. кислота Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co. Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd. Азотная кислота с металлами. — не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота.

Слайд 11

Серная кислота с металлами. — разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее Н в ряду напряжений, при этом выделяется водород; — при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образуются продукты восстановления серы.

Слайд 12

Важнейшие окислители.

Слайд 14

Важнейшие восстановители

Слайд 15

Окислительно-восстановительная двойственность Пероксид водорода: Н 2 О 2 + окислитель  O 2 + восстановитель  Н 2 О или ОН - Нитриты щелочных металлов и аммония: К NO 2 + окислитель  KNO 3 + восстановитель  NO Примеры реакций: H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4  I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O 5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4  5 O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O KNO 2 + H 2 O 2  KNO 3 + H 2 O 2KNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4  I 2 +2 NO + 2K 2 SO 4 + 2H 2 O

Слайд 16

Типы ОВР Если элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе разных молекул, то такие окислительно-восстановительные реакции называются межмолекулярными ОВР, например: В случае внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции, элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе одного и того же вещества, например: Реакции, в которых степень окисления изменяет один и тот же элемент в одном и том же веществе, относятся к реакциям самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) а если в разных веществах , то к реакциям конпропорционирования например: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

Слайд 17

На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту. Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.

Слайд 18

Окислительно – восстановительные реакции, а не реакции обмена . Окислители – соединения железа ( III ), восстановители – сульфиды, йодиды. При этом катион Fe 3+ восстанавливается до катиона Fe 2+ , сульфид – анион S 2- окисляется до серы S 0 , а йодид – анион I - окисляется до йода I 2 . 2FeCl 3 + H 2 S = S  + 2FeCl 2 + 2HCl 2FeCl 3 + Na 2 S = S  + 2FeCl 2 + 2NaCl Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 S = S  + 2FeSO 4 +H 2 SO 4 Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2  + 6H 2 O 2FeCl 3 +2HI = 2FeCl 2 + I 2  + 2HCl 2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2  + 2KCl Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2KI = 2FeSO 4 + I 2  + K 2 SO 4

Слайд 19

2. Окислители – соединения меди ( II ), восстановители - йодиды. При этом катион Cu 2+ восстанавливается до катиона Cu + , а йодид – анион окисляется до йода I 2 : 2CuSO 4 + 4KI = 2CuI  + I 2  + 2K 2 SO 4 2CuCl 2 + 4KI = 2CuI  + I 2  + 4KCl 2CuCl 2 + 4HI = 2CuI  + I 2  + 4HCl 3. Окислитель – азотная кислота или серная концентрированная кислота, восстановитель – соединения железа ( II ). При этом азотная кислота восстанавливается до NO 2 или NO , серная – до SO 2 , а катион Fe 2+ окисляется до катиона Fe 3+ : Fe(OH) 2 + 4HNO 3 конц = Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + 3H 2 O FeO + 4HNO 3 конц = Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + 2H 2 O 3Fe(NO 3 ) 2 + 4 Н NO 3 разб = 3Fe(NO 3 ) 3 + NO+ 2H 2 O 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 конц = Fe 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + 6H 2 O

Слайд 20

4 . Окислитель – азотная кислота, восстановитель – сульфиды, йодиды, сульфиты. При этом азотная кислота, в зависимости от концентрации, восстанавливается до NO 2 (концентрированная), до NO (разбавленная); сульфид – анион S 2- окисляется до серы S 0 или сульфат – аниона SO 4 2- , йодид – анион – до йода I 2 , a сульфит – анион SO 3 2- - до сульфат – аниона SO 4 2- : 8HNO 3 конц . + CuS = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O 4HNO 3 конц + CuS = S  +2NO 2 +Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 8HNO 3 разб + 3CuS = 3S  + 2NO + 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O 2HNO 3 разб + H 2 S = 3S  + 2NO + 4H 2 O 8HNO 3 конц + H 2 S = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O 2HNO 3 конц + H 2 S = S  + 2NO 2 + 2H 2 O 2HNO 3 разб + 3K 2 SO 3 = 3K 2 SO 4 + 2NO + H 2 O 6HNO 3 конц + HI = HIO 3 + 6NO 2 + 3H 2 O 2HNO 3 конц + 2KI = I 2 + 2NO 2 + H 2 O

Слайд 21

5. Железная окалина – Fe 3 O 4 , это смесь двух оксидов - FeO и Fe 2 O 3 . Поэтому при взаимодействии с сильными окислителями она окисляется до соединения железа ( III ) за счёт катионов Fe 2+ - восстановителей, а при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливается до соединения железа ( II ) за счёт катионов Fe 3+ - окислителей: Fe 3 O 4 + 10HNO 3 конц = 3Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + 5H 2 O 3F е 3 O 4 + 28HNO 3 разб = 9Fe(NO 3 ) 3 + NO + 14H 2 O Fe 3 O 4 + 8 HI = 3 FeI 2 + I 2  + 4 H 2 O При взаимодействии с большинством кислот происходит реакция обмена, получаются две соли: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 SO 4 разб = FeSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O

Слайд 22

Реакции диспропорционирования 1. Все галогены, кроме F 2 , диспропорционируют в растворах всех щелочей. При комнатной температуре или на холоде получаются две соли – МГ, МГО и Н 2 О; при нагревании – две соли: МГ, МГО 3 и Н 2 О. Cl 2 +2 KOH = KCl + KClO + H 2 O – на холоде, 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O – при нагрев. 2 Br 2 + 2 Sr ( OH ) 2 = SrBr 2 + Sr ( BrO ) 2 + H 2 O – на холоде , 6 Br 2 +6 Sr ( OH ) 2 =5 SrBr 2 + Sr ( BrO 3 ) 2 +6 H 2 O –при нагрев. Аналогично происходят реакции с растворами карбонатов: Cl 2 + K 2 CO 3 = KCl + KClO + CO 2 – на холоде, 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = 5 KCl + KClO 3 + 3 CO 2 – при нагревании.

Слайд 23

2. Диспропорционирование серы в растворах щелочей: 3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O или 4S + 6KOH = K 2 S 2 O 3 + 2K 2 S +3H 2 O 3. Диспропорционирование фосфора в растворах щелочей. 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2 ) 2 P 4 ( белый фосфор ) +3KOH + 3H 2 O =PH 3 +3KH 2 PO 2

Слайд 24

4. Диспропорционирование оксида азота ( IV ) в воде и щелочах: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O 5. Другие реакции диспропорционирования: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH 4NaClO 3 = 3NaClO 4 + NaCl 4K 2 SO 3 = 3K 2 SO 4 + K 2 S ClO 2 + H 2 O = HCl + HClO 3

Слайд 25

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей. Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO 4 или K 2 Cr 2 O 7 ? а) S 2- , I - , Br - , Cl -  переходят в Э 0 б) Р -3 , As -3  +5 в) N +3 , S +4 , P +3 , и т.п.  в высшую с. о. (соль или кислота) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды: КClO 3 + P = P 2 O 5 + KCl если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления — они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество). H 2 S −2 + S (+4) O 2 = S 0 + H 2 O

Слайд 26

Возможные ошибки. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно, часто ошибаются в следующих случаях: а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин РН 3 — степень окисления у фосфора — отрицательная ; б) аммиак и соли аммония — в них азот всегда имеет степень окисления −3; г) кислородные соли и кислоты хлора — в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7; д) пероксиды и надпероксиды — в них кислород не имеет степени окисления −2, бывает −1, а в КО 2 — даже −(½) е) двойные оксиды: Fe 3 O 4 , Pb 3 O 4 — в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

Слайд 27

Возможные ошибки. Выбор продуктов без учёта переноса электронов — то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот. Пример: в реакции MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса… Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой! а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак; б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид; в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

Слайд 28

Задание : Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях: Ba + HNO 3 → BaO + NO 2 + H 2 O PH 3 + KMnO 4 + KOH → K 2 MnO 4 + H 3 PO 4 + H 2 O P + HNO 3 → P 2 O 5 + NO 2 + H 2 O FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Fe(OH) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Слайд 29

Ответ:

Слайд 30

Составление окислительно-восстановительных реакций Для составления окислительно-восстановительных реакций используют: 1) метод электронного баланса; 2) ионно-электронный метод или составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций.

Слайд 31

Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислителю. Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода. Недостаток метода — при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

Слайд 32

Алгоритм "Составление уравнений ОВР методом электронного баланса" 1. Напишите схему реакции и проставьте степени окисления элементов. +1 -1 +1 +7 -2 +1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2 KBr +KMnO 4 + H 2 SO 4  Br 2 + MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O 2. Определите молекулы, которые содержат атомы, меняющие свою степень окисления в процессе реакции. +1 -1 +1 +7 -2 +1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2 K Br + K Mn O 4 + H 2 SO 4  Br 2 + Mn SO 4 +K 2 SO 4 + H 2 O Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Слайд 33

3) Составьте первоначальные схемы электронного баланса. 4) Уравняйте число атомов элементов, меняющих степень окисления. В левой части схемы 1 атом марганца и в правой части схемы 1 атом марганца, следовательно, атомов поровну. +7 +2 Mn  Mn - 1 0 2Br  Br 2 В левой части схемы 1 атом брома, а в правой части схемы 2 атома брома. Число атомов неравное, поэтому, в левую часть схемы надо поставить перед символом цифру 2.

Слайд 34

5) Определите заряды в левой и правой частях схем. Чтобы определить заряд, необходимо число атомов умножить на степень окисления элемента. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.

Слайд 35

6) Определите число электронов в левой части схемы, которые необходимо добавить или отнять, чтобы уравнять заряд в схемах.

Слайд 36

7. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем. Определить основные коэффициенты и проставить в правую часть схемы реакции. Основные коэффициенты - это числа, на которые необходимо умножить каждую схему так, чтобы произведения были равными.

Слайд 37

8. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления. 9. Уравнять число атомов всех других элементов кроме водорода и кислорода. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора. 10 KBr +2KMnO 4 + 8 H 2 SO 4  5 Br 2 +2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + H 2 O

Слайд 38

10) Уравнять число атомов водорода. 10KBr + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4  5Br 2 +2MnSO 4 +6K 2 SO 4 + 8 H 2 O 11) Проверьте число атомов кислорода и поставьте знак равенства. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли. 12) Определить восстановитель (атом элемента, от которого смещаются электроны) и окислитель (атом элемента, к которому смещаются электроны). +7 KMnO4 – окислитель, за счет Mn ; KBr – восстановитель, за счет В r -1

Слайд 39

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: FeSO 4 +KMnO 4 +…→…+K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 1. Степень окисления Mn изменяется от +7 до +6 в щелочной среде. FeSO 4 окисляется в щелочной среде до Fe ( OH ) 3. FeSO 4 +KMnO 4 + KOH → Fe ( OH ) 3 +K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 2. Электронный баланс: FeSO 4 +KMnO 4 +3KOH→ Fe ( OH ) 3 +K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 3. FeSO 4 – восстановитель, за счет Fe +2 ; KMnO 4 – окислитель, за счет Mn +7

Слайд 40

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение p еакции: Zn+KMnO 4 +…→…+K 2 SO 4 +MnSO 4 +Н 2 О Степень окисления Mn изменяется от +7 до + 2 в кислой среде! Zn+KMnO 4 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 +K 2 SO 4 +2MnSO 4 +Н 2 О 1. Электронный баланс: Mn +7 + 5 e - → Mn +2 2 Zn 0 – 2e - → Zn +2 5 2. Расставление коэффициентов в уравнении реакции: 5 Zn+ 2 KMnO 4 +8H 2 SO 4 → 5 ZnSO 4 +K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 8 Н 2 О 3. Определение окислителя и восстановителя: Zn – восстановитель; KMnO 4 – окислитель, за счет Mn +7

Слайд 41

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: K 2 SO 3 +KMnO 4 +…→…+MnO 2 +… Степень окисления Mn изменяется от +7 до + 4 в нейтральной среде! K 2 SO 3 +KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 +MnO 2 + K О H 1.Электронный баланс: Mn +7 + 3 e - → Mn +4 2 S +4 – 2e - → S +6 3 2. Расставление коэффициентов в уравнении реакции: 3 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 +H 2 O→ 3 K 2 SO 4 + 2 MnO 2 + 2K О H 3. Определение окислителя и восстановителя: K 2 SO 3 – восстановитель, за счет S +4 ; KMnO 4 – окислитель, за счет Mn +7

Слайд 42

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение p еакции: H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 +…→…+Cr 2 (SO 4 ) 3 +…+H 2 O Соли Cr ( III ) образуются в кислой среде! H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 3S ↓ +Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +7H 2 O 1. Электронный баланс: 2Cr + 6 + 6e - → 2Cr + 3 1 S -2 – 2e - → S 0 3 2. Расставление коэффициентов в уравнении реакции: 3 H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 +4H 2 SO 4 → 3 S ↓ +Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +7H 2 O 3. Определение окислителя и восстановителя: H 2 S – восстановитель, за счет S -2 ; K 2 Cr 2 O 7 – окислитель, за счет Cr + 6

Слайд 43

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение p еакции: H 2 S+K 2 CrO 4 +…→…+Cr(OH) 3 ↓ +KOH Гидроксид хрома( III ) образуется в нейтральной среде. H 2 S+K 2 CrO 4 + H 2 O → S↓ +Cr(OH) 3 ↓ +KOH 1 . Электронный баланс: Cr + 6 +3 e - → Cr + 3 2 S -2 – 2e - → S 0 3 2. Расставление коэффициентов в уравнении реакции: 3 H 2 S+ 2 K 2 CrO 4 +2H 2 O → 3 S↓ + 2 Cr(OH) 3 ↓ +4KOH 3. Определение окислителя и восстановителя: H 2 S – восстановитель, за счет S -2 ; K 2 Cr 2 O 7 – окислитель, за счет Cr + 6

Слайд 44

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение p еакции: K 2 CrO 4 +H 2 O 2 +…→K 3 [Cr(OH) 6 ]+O 2 ↑+… Комплексный анион [Cr(OH) 6 ] 3- образуется в щелочной среде. K 2 CrO 4 +H 2 O 2 + KOH →K 3 [Cr(OH) 6 ]+O 2 ↑+ H 2 O 1. Электронный баланс: Cr + 6 +3 e - → Cr + 3 2 2O -1 – 2e - → O 2 3 2. Расставление коэффициентов в уравнении реакции: 2 K 2 CrO 4 + 3 H 2 O 2 +2KOH+2H 2 O → 2 K 3 [Cr(OH) 6 ]+ 3 O 2 ↑ Т.к. в правой части уравнения в составе гидроксокомплекса содержится уже 6 атомов водорода, вода переносится в левую часть уравнения. 3. Определение окислителя и восстановителя: H 2 О 2 – восстановитель, за счет О -1 ; K 2 CrO 4 – окислитель, за счет Cr + 6

Слайд 45

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение p еакции: NaCrO 2 +…+NaOH→…+NaBr +H 2 O Соединения хрома( III ) при окислении в щелочной среде образуют хроматы ( CrO 4 2- ) . Степень окисления хрома увеличивается от +3 до +6, следовательно NaCrO 2 является восстановителем, а окислителем будет служить Br 2 , степень окисления которого снижается от 0 до -1. 2 NaCrO 2 + 3Br 2 +8NaOH→ 2 Na 2 CrO 4 + 6NaBr +4H 2 O Электронный баланс: Cr +3 -3e - → Cr +6 2 Br 2 +2e - →2Br - 3 Br 2 – окислитель; NaCrO 2 – восстановитель, за счет Cr +3

Слайд 46

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии.

Слайд 47

Ацетиленовые углеводороды. 3 C2H2 + 8 KMnO4 = 8 MnO2 + 3 K2C2O4 + 2 KOH + 2 H2O 1.Определение с.о. углерода: C 2 H 2 : 2х + 2 * (+1)=0 х= -1 К 2 С 2 О 4 : = 2 * ( +1)+ 2х +2 * (-2)=0 х= +3 2. Электронный баланс: 2С -1 - 8е - = 2С +3 3 Mn +7 + 3e - = Mn +4 8

Слайд 48

Ацетиленовые углеводороды. 5C 2 H 2 + 8KMnO 4 +12H 2 SO 4 = 5H 2 C 2 O 4 + + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 12H 2 O 1.Определение с.о. углерода: C 2 H 2 : 2х + 2 * (+1)=0 х= -1 Н 2 С 2 О 4 : = 2 * ( +1)+ 2х +2 * (-2)=0 х= +3 2. Электронный баланс: 2С -1 - 8е - = 2С +3 3 Mn +7 + 5 e - = Mn + 2 8

Слайд 49

Ацетиленовые углеводороды . 5C 3 H 4 + 8KMnO 4 + 12 H 2 SO 4 = 5CO 2 + +5CH 3 COOH + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 12H 2 O 1.Определение с.о. углерода: C 3 H 4: 3х + 4 * (+1)=0 х= - 4/3 Н 4 С 2 О 2 : = 4 * ( +1)+ 2х +2 * (-2)=0 х= 0 СО 2: +4 2. Электронный баланс: 3С - 4/3 - 8е - = С +4 + 2С 0 3 Mn +7 + 5 e - = Mn + 2 8

Слайд 50

Этиленовые углеводороды. 3C 2 H 4 + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2MnO 2 + +2KOH + + 3CH 2 OH-CH 2 OH 2С - 2 - 2 е - =2С -1 3 Mn +7 + 3e - = Mn +4 2 C 3 H 6 + 2KMnO 4 + 2KOH= 2K 2 MnO 4 + + CH 3 -CH(OH)-CH 2 (OH) 3С - 2 - 2 е - =3С - 4/3 1 Mn +7 + 1 e - = Mn + 6 2

Слайд 51

5C 2 H 4 + 12KMnO 4 +18H 2 SO 4 = 10CO 2 + +12MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 28H 2 O Этиленовые углеводороды. 2С - 2 - 12е - = 2С +4 5 Mn +7 + 5 e - = Mn + 2 12

Слайд 52

Этиленовые углеводороды. 5H 3 C-H 2 C-HC=CH-CH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 = 5C 2 H 5 COOH+5CH 3 COOH+ 4K 2 SO 4 + 8MnSO 4 + 12H 2 O 5H 3 C-HC=C(CH 3 )-CH 2 -CH 3 + +6KMnO 4 +9H 2 SO 4 = 5CH 3 COOH+ 5CH 3 -C(O)-C 2 H 5 +6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 9H 2 O

Слайд 53

Ароматические углеводороды. C 6 H 5 CH 3 +2 MnO 2 + 2H 2 SO 4 = C 6 H 5 C(H)O +2MnSO 4 + 3H 2 O 5C 6 H 5 CH 3 + 6KMnO 4 +9H 2 SO 4 = 5C 6 H 5 COOH +6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14H 2 O C 6 H 5 CH 3 + 2KMnO 4 = C 6 H 5 COOK+ +H 2 O+2MnO 2 +KOH

Слайд 54

С2. Даны вещества, напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами: 1.Концентрированные бромоводородная кислота и гидроксид натрия, перманганат натрия, сера (3 ОВР). 2. Йод, азотная кислота (концентр.), сероводород и кислород (4 ОВР). 3. Сульфид алюминия, азотная кислота (концентр.), хлороводородная кислота, углерод (3 ОВР). 4. Концентрированная азотная кислота и растворы карбоната натрия, хлорида железа ( III ), сульфида натрия (2 ОВР). 5. Хлорид меди ( II ), кислород, серная кислота (конц.) и йодоводородная кислота . (3 ОВР). Задания для самостоятельной работы.